Cinética Exp. [Relatório] - Det Energia Ativação Solução Inonica

Cinética Exp. [Relatório] - Det Energia Ativação Solução Inonica

ANDRADE, C. H. ; MIYAGAWA, H. K. ; FERREIRA, L da S

Belém - PA 2009

Trabalho apresentado como parte da avaliação da disciplina Cinética Química Experimental, do curso de Engenharia Química da Universidade Federal do Pará.

Professor: Fádio Carboso Relatores: Cássio Hemrique Andrade - 07025001801

Helder Kiyoshi Miyagawa - 07025000201 Luciano da Silva Ferreita - 0302504301

Belém - PA 2009

Para ocorrer uma reação química entre duas substâncias na mesma solução é preciso fornecer certa quantidade de energia para favorecer o encontro e a colisão entre elas. A energia também é necessária para romper ligações químicas existentes entre os átomos de cada substância, favorecendo, assim, a ocorrência de outras ligações químicas e a síntese de uma nova substância a partir de duas iniciais. Assim, torna-se necessário, experimentos para se determinar a energia de ativação de reações. No experimento realizado, foram misturadas duas soluções, uma de iodeto de potássio e tiossulfato de sódio e outra de persulfato de sódio e amido, com o intuito de se verificar experimentalmente a energia de ativação a partir da equação de Arrhenius. O resultado encontrado para essa reação foi de 41,7 kJ/mol.

Palavras chave: Energia de ativação. Equação de Arrhenius.

1 Introduçãopag 5
2 A equação de Arrheniuspag 6
3 Procedimento Experimentalpag 7
4.1 Materialpag 7
4.2 Métodopag 7
4 Tratamento dos Dados Experimentaispag 8
4.1 Database de resultadospag 8
4.2 Calculo da energia de ativaçãopag 8
5 Questõespag 9
6 Conclusãopag 12

1. Introdução

No exato momento em que ocorre o choque entre as partículas reagentes durante uma reação química, considerando que esse choque entre as moléculas ocorre em uma posição geométrica favorável e com quantidade de energia apropriada, forma-se uma estrutura intermediária (aglomerado) entre os reagentes e os produtos que chamamos de complexo ativado. Esse complexo possui energia superior a energia dos reagentes denominada energia de ativação. A energia de ativação é a menor quantidade de energia necessária que deve ser fornecida aos reagentes para a formação do complexo ativado e, conseqüentemente, para a ocorrência da reação (RAMALHO & CUNHA). O experimento a seguir tem o objetivo de calcular a energia de ativação da reação de oxi-redução entre o S2O8 e o I- .

2. A equação de Arrhenius

Observa-se experimentalmente para muitas reações que o gráfico de ln k contra 1/T é uma reta. Esse comportamento é normalmente expresso matematicamente pela introdução de dois parâmetros, um representando o coeficiente linear e o outro o coeficiente angular da reta, e escreve-se então a equação de Arrhenius, ln k = ln A – Ea/(RT) ou k = A exp (-Ea/RT) O parâmetro A, correspondente ao coeficiente linear quando 1/T = 0 (na temperatura infinita), é chamado de fator pré-exponencial ou o “fator frequência”(ATKINS, DE PAULA, 2006). Este tem as mesmas unidades de k e está relacionado à freqüência das colisões, mas também inclui orientação e outros fatores.. O parâmetro Ea, obtido a partir da inclinação da linha (-Ea /R), é chamado de energia de ativação. Os dois parâmetros são chamados de parâmetros de Arrhenius.

Quanto maior o valor de Ea, menor a velocidade de uma reação a uma dada temperatura, e maior será a inclinação da curva (ln k) x (1/T). Segundo Gamargo (2005) uma energia de ativação alta corresponde a uma velocidade de reação que é muito sensível á temperatura. Ainda segundo o mesmo, o valor de Ea não muda com a temperatura.

3 Procedimento Experimental 3.1 Materiais

• 2 erlenmeyers de 100mL;

• 2 provetas de 20mL;

• 1 pipeta de 10mL;

• 1 cronômetro;

• 1 termômetro;

• Agitador magnético com aquecedor;

3.2 Método

As soluções usadas de tiossulfato de sódio e KI foram aproveitadas do experimento anterior (métodos das concentrações em excesso) as outras, foram diluídas de soluções já preparadas existentes no laboratório.

Em um erlenmeyer foram adicionados 20mL da solução de iodeto de potássio e 10 mL da solução tiossulfato de sódio, e em um segundo erlenmeyer 20mL da solução de persulfato de potássio e 5 gotas de amido 1%.

Inicialmente as soluções foram mantidas em temperatura ambiente, 24°C. As duas soluções foram misturadas, marcando imediatamente o tempo e agitando-se a mistura (através do agitador magnético) rapidamente. O cronômetro é parado quando a solução muda de cor. A reação deste processo é dada por:

O tiossulfato de sódio age como agente redutor, o perssulfato de potássio como agente oxidante e o amido como indicador da reação.

O procedimento foi realizado nas temperaturas de 24, 30, 35, 40, 50, 60, 70 e 80°C com auxílio do aquecedor do agitador magnético.

4 Tratamento dos dados experimentais

4.1 Database obtida para o experimento

Temperatura (°C) Tempo (s) 1/T (K- 1) log(t)

Tabela 1: Database do experimento 4.2 Cálculo da Energia de Ativação

De acordo com os dados da Tabela 1 pode-se construir o gráfico do logaritmo do tempo gasto para a solução mudar de cor em função do inverso da temperatura, Gráfico 1.

Gráfico de Arrhenius

Gráfico 1: Gráfico de Arrhenius para o experimento.

O gráfico possui um coeficiente de correlação bom, porém o importante é a determinação do coeficiente angular da reta através da equação d(log(t))/ d(1/T) = Ea/(2,3.R) logo 2184,4 = Ea/(2,3*8,31447)

5 Questões 5.1 O erros podem acontecer tanto na medida dos reagentes quando no momento de parada do cronometro. 5.2 A energia de ativação é a menor quantidade de energia necessária que deve ser fornecida aos reagentes para a formação do complexo ativado e, conseqüentemente, para a ocorrência da reação 5.3 Podemos na formula de Arrhenius passar para o logaritmo decimal k = A exp (-Ea/RT) log k = logA + log exp (-Ea/RT) mudando a base do ultimo termo a direita para ln log k = logA + ln [exp (-Ea/RT)]/ln(10) log k = logA -Ea/(2,3.RT) Pela lei da velocidade da reação então

Segundo Costa (2003), podemos considerar que a razão entre as concentrações inicial e final do persulfato é uma constante. Chamando ln([S2O8 -2 ]0/[ S2O8 temos

Log(t) = Ea/(2,3.RT) – log(c/A) 5.4 Presença ou não de um catalisador, em alguns casos da luz, em vários casos a energia elétrica (faísca ou passagem de corrente). 5.5 Há o geralmente o aumento da velocidade da reação com o aumento de temperatura. Já o catalisador aumenta a velocidade da reação por diminuir a energia de ativação da mesma.

O gráfico indica que para se dar início a reação, aproximadamente 41,7 kJ/mol de energia são necessários.

l n

Questão 8

O resultado obtido na questão é maior se comparado ao do experimento, sendo assim o experimento da questão possui velocidade menor.

6 Conclusão

O valor calculado experimentalmente por meio do gráfico do logaritmo do tempo em função do inverso da temperatura foi igual a aproximadamente 41,7 kJ/mol. Os pontos distantes da reta podem apresentar erros de cronometragem principalmente aos 40°C momento em que houve desatenção na cronometragem, além de possíveis erros na preparação das soluções.

Referências Bibliográficas

ATKINS, Peter; DE PAULA, Julio. Physical Chemistry. Oxford University Press. 8ªed. 2006.

GAMARGO, João Ademir. Parâmetros de Arrhenius: Efeito da Temperatura na Velocidade de um Reação. Universidade estadual de Goiás. Anápolis,2005.

CARLOS, José A. T. B. Físico Química E-I: Roteiro Experimental 7. Universidade Federal de Santa Maria, RS. 2003 http://w3.ufsm.br/juca/fsc310r7_2003_1.htm

RAMALHO, Idenésio; CUNHA, Edilele de Souza. Físico Química B. Centro Educacional Técnico Suzanense. Ano desconhecido.

Comentários